Obecnie mam problem z tym pytaniem. Czy ktoś może mi w tym pomóc?
100 g wody podgrzano od $ \ pu {15 ° C} $ do $ \ pu {70 ° C} $ spalając $ \ pu {20 g} $ etanolu. Ile energii na mol ma ten etanol?
Do tej pory obliczyłem, że $ \ pu {0,43 mola} $ w $ \ pu { 20 g} $ etanolu według wzoru $ n = m / M $. \ begin {align} m & = \ pu {20 g} \\ M & = 12 + 3 + 12 + 2 + 16 + 1 = \ pu {46 g / mol} \\ n & = 20/46 = \ pu {0,43 mol} \\ \ end {align}
Stąd nie jestem pewien, czy powinienem podzielić energię użytą do podgrzania wody przez ilość substancji. Używając wzoru na ciepło właściwe,
$$ Q = c \ cdot m \ cdot \ Delta {} T = \ pu {4,2 J // g \ cdot K} \ cdot \ pu {100 g} \ cdot \ pu {55 K} = \ pu {23100 J} $$
$$ \ text {Energia na mol} = \ frac {\ pu {23100 J}} {\ pu {0,43 mol}} = \ pu {53720,93 J // mol}. $$
Czy to właściwa odpowiedź?
Odpowiedź
Każdy gram wody ma ciepło właściwe 4 J/(K.g) *. Więc podgrzanie $ \ pu {100 g} $ wody z $ \ pu {15 ° C} $ do $ \ pu {70 ° C} $ zajmie:
Heat = (70°C - 15°C) * 100g * 4 J/(K.g) = 22,000 joules = 22 kJ $ \ pu {20 g} $ etanolu to:
Ethanol mol = (20g / 46,07 g/mol) = 0.43 mol Oznacza to, że:
0.43 mol = 22 kJ mol = 22 / 0.43 mol = 50677 J = 50.67 kJ Więc etanol ma 50.67 kJ/mol vs 53.72 kJ/mol powiedział b ty ty. Powiedziałbym, że odrobiłeś dobrze swoją pracę domową, jest bardzo mała różnica (użyłem pewnej liczby dziesiętnej do obliczenia, może nie. (Poniżej znajdziesz dokładniejszą odpowiedź)).
* Ciepło właściwe wody : woda zmienia swoje ciepło właściwe, gdy je zmienia ciepło. Na przykład: ( Wikipedia )
Water at 100 °C (steam) 2.080 J/(K.g) Water at 25 °C 4.1813 J/(K.g) Water at 100 °C 4.1813 J/(K.g) Water at −10 °C (ice) 2.05 J/(K.g) Normaly it"s used: 4.1813 J/(K.g) Lepszą tabelę można znaleźć w francuska strona .
Korzystając z tej tabeli , możemy lepiej oszacować:
Water heat = (70°C - 15°C) * 100g Water heat = (293.03 J - 63.04 J) * 100g Water heat = 229.99 J * 100g Water heat = 22,999 J = 22.999 kJ ≈ 22.9 kJ Ethanol mol = (20g / 46.07 g/mol) = 0.43 mol Exactly: 0,4341219882787063164749294551769 mol 0.43 mol = 22999 J mol = 22999 / 0.43 mol = 52978.19 J = 52.97819 kJ ≈ 52.97 kJ Exactly: 52978,196500000000000000000000001 J Answer: Ethanol has 52.97 kJ/mol. A value closer to your own value. PD: Jestem tylko normalną osobą, która lubi chemię, może się mylę. Na przykład w teorii nie mam pojęcia, co oznacza $ Q = c \ cdot m \ cdot \ Delta {} T = \ pu {4.2 \ frac {J} {g \ cdot K}} \ cdot \ pu {100 g} \ cdot \ pu {55 K} = \ pu {23100 J} $ Cóż, mam kilka pomysłów, ale nie nauczyłem się tego w szkole.
Edytuj:
Zauważyłem, że masz własny mol etanolu (46 g/mol zamiast mojego 46.07 g/mol) i swój własny ciepło wody (4.2 J/(K.g)). Musisz:
Water heat = (70°C - 15°C) * 100g * 4.2 J/(K.g) Water heat = 55°C * 100g * 4.2 J/(K.g) Water heat = Water heat = 23100 J = 23.1 kJ Ethanol mol = (20g / 46 g/mol) = 0.43 mol Exactly: 0.43478260869565217391304347826087 mol 0.43 mol = 23100 J mol = 23100 / 0.43 Using mol decimals (0.43478260869565217391304347826087) mol = 53130 k = 53.13 kJ Using only 2 decimals (0.43) mol = 53720,93 J ≈ 53.72 kJ Exactly: 53720,930232558139534883720930233 J Answer: Ethanol has 53.13 kJ/mol (With decimals) or 53.72 kJ (with 2 decimal). So yes! You have done right! Komentarze
- Kimchiboy03 przyjął pojemność cieplną $ \ pu {0,42 J / mol K} $, podczas gdy pierwsze obliczenia zakładają pojemność cieplną $ \ pu {0,4 J / mol K} $ wartość, która jest prawie $ \ pu (5%} $ mniejszy niż poprzedni. Ponadto Kimchiboy03 przyjął masę molową etanolu wynoszącą $ \ pu {46 g / mol} $, a ty $ \ pu {46,07 g / mol} $. To przyczynia się do liczbowych różnic w wynikach. Ostatecznie zaokrągliłbym $ \ pu {52978 J} $ do $ \ pu {52,98 kJ / mol} $, a nie do $ \ pu { 52 .97 kJ / mol} $. Nawet jeśli może to być postrzegane jako wybieranie nitów.
- @Buttonwood, och, użyłem wartości mol z Wikipedii.